Química/Teorías del enlace

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Enlace covalente[editar]

El enlace covalente es el que se produce por compartimiento de electrones generalmente entre átomos que poseen alta electronegatividad, o puede ser igual o haber poca diferencia entre ellos- Las uniones de los átomos en este enlace son muy fuertes, sin embargo, la atracción entre las moléculas es debil, lo que hace que las sustancias en las que se presenta este tipo de enlace , tienen puntos de fusión y de ebullición muy bajos y siendo la mayoría, líquidas y gaseosas, por la poca atracción intermolecular.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES 1) Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

2) Presentan puntos de fusión y ebullición altos.

3) Conducen poco o no conducen la electricidad, en solución.

4) Por lo general son compuestos inorgánicos.

5) Solubles en compuestos orgánicos como el benceno.

6) Existen como moléculas independientes, en estado de vapor.

7) Son duros.

Modelo de Lewis[editar]

Lewis postuló la teoría siguiente para explicar los enlaces covalentes:

Los elementos forman enlace covalente compartiendo uno o varios pares de electrones, de forma que su capa de valencia adquiera configuración de gas noble.

Salvo en el caso de la molécula de hidrógeno H_2, donde cada átomo de hidrógeno se rodea de dos electrones (estructura del He 1s^2), el resto de los átomos se rodea de ocho electrones (ns^2np^6). A esto se le llama la regla del octete u octeto.

Los electrones de valencia son los electrones que forman parte en un enlace químico de cualquier tipo. Para los elementos representativos, todos los electrones de valencia están en la capa electrónica más externa, y el término capa de valencia se utiliza para los electrones de la capa más externa.

En las representaciones de Lewis, los electrones de valencia, o los electrones de enlace, se representan por puntos o cruces que se distribuyen alrededor del símbolo atómico, de modo que dos electrones apareados se representan mediante dos puntos colocados a un mismo lado del símbolo.

Enlace iónico o electrovalente[editar]

Cuando el enlace ocurre por transferencia de electrones los átomos que participan provienen de elementos electropositivos (pierden electrones) (metales) y de elementos electronegativos que (ganan electrones) (no metales), hay formación de iones positivos y negativos. A este tipo de enlace se le conoce con el nombre de "Enlace Iónico," en este simepre participan átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual o mayor de 1,7 con sus excepciones. Al enlace Iónico también se le conoce con el nombre de enlace electrovalente, debido a que cuando los átomos se enlazan intercambiando electrones, forman fuerzas de atracción electrostáticas (cargas + y cargas - ).

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

1) Son sólidos.

2) Poseen ptos. de fusión MUY elevados, mayores de 400° C

3) Conducen electricidad, en disolución acuosa o fundidos contienen partículas con carga móviles (iones).

4) Son solubles en solventes polares, como el agua.

5) Son frágiles, sus cristales se rompen fácilmente si se golpean.

6) Forman estructuras cristalinas iónicas donde se alternan los iones de carga opuesta.

7) Son insolubles en solventes no polares.

Enlace covalente coordinado[editar]

Enlace de uno y tres electrones[editar]

Enlaces flexionados[editar]

Enlaces 3c-2e y 3c-4e[editar]

Enlace aromático[editar]

Enlace metálico[editar]

Electronegatividad[editar]

Entre dos átomos que forman un enlace químico, el núcleo de cada átomo atrae a los electrones del enlace. La medida de esta atracción se conoce como electronegatividad.
Un atomo con una tendencia muy alta a atraer a los electrones de enlace será muy electronegativo (como por ejemplo, el flúor) mientras que uno con una tendencia muy baja será muy electropositivo (tendencia a ceder los electrones).
Sin embargo, conviene no usar el término electropositivo, para evitar confusiones; es más claro citar a un átomo como poco electronegativo. Fue Linus Pauling quién, para dar una idea de la electronegatividad de un elemento químico, asignó a cada uno de ellos un valor numérico, en una escala que llega desde el "0'8" para el cesio, hasta el "4" del flúor.^Por ejemplo, el oxígeno tiene "3'5", el hidrógeno "2'1" y el sodio "1".

La electronegatividad influye mucho sobre el tipo de enlace que se forma entre los átomos.
Si la electronegatividad de los átomos que forman el enlace es similar, los electrones del enlace seran compartidos casi por igual y se formará un enlace covalente. Si la diferencia es muy grande, los electrones serán tranferidos al átomo más electronegativo, formándose un enlace iónico.

En un enlace covalente, los electrones son compartidos por ambos átomos pero como distintos elementos tienen distinta electronegatividad no serán compartidos de igual forma; será más probable encontrar los electrones cerca del átomo mas electronegativo del enlace, es decir, el enlace se "polariza" y se forma un enlace covalente polar. Sólo en el caso en que los átomos del enlace sean del mismo elemento (de electronegatividades idénticas) los electrones serán compartidos por igual y se formará un enlace covalente no polar (también llamado covalente puro). La polaridad del enlace entre dos átomos se mide mediante el momento dipolar. Se trata de una magnitud vectorial cuyo módulo es el producto q.r (donde q es la carga eléctrica de un extremo del enlace, y r es la distancia entre los centros de gravedad de los dos tipos de cargas de dicho enlace) y cuya dirección va del extremo positivo del enlace al negativo. Su unidad será el culombioxmetro. El carácter iónico de un enlace químico depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. Si esta diferencia es de "1'7", el carácter iónico es del 50%. Si la diferencia es mayor, se considera un enlace iónico, y si es menor será un enlace covalente.

La electronegatividad de los elementos se presentan en la siguiente tabla:

Grupo (Vertical) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período (Horizontal)
1 H
2.1
He
 
2 Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3,5
F
4.00
Ne
 
3 Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
Ar
 
4 K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.4
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Kr
3.00
5 Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
2.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Xe
6 Cs
0.7
Ba
0.9
*
 
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.70
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Rn
7 Fr
0.7
Ra
0.7
**
 
Rf
 
Db
 
Sg
 
Bh
 
Hs
 
Mt
 
Ds
 
Rg
 
Cn
 
Uut
 
Uuq
 
Uup
 
Uuh
 
Uus
 
Uuo
 
Lantánidos *
 
La
1.10
Ce
1.12
Pr
1.13
Nd
1.14
Pm
1.13
Sm
1.17
Eu
1.10
Gd
1.10
Tb
1.10
Dy
1.10
Ho
1.10
Er
1.10
Tm
1.10
Yb
1.10
Lu
1.27
Actínidos **
 
Ac
1.10
Th
1.30
Pa
1.40
U
1.40
Np
1.40
Pu
1.22
Am
1.30
Cm
1.30
Bk
1.30
Cf
1.30
Es
1.30
Fm
1.30
Md
1.30
No
1.30
Lr